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Chlore

élément chimique de numéro atomique 17 et de symbole Cl

Le chlore est l'élément chimique de numéro atomique 17, de symbole Cl. C'est le plus commun des halogènes.

Chlore
Image illustrative de l’article Chlore
Chlore liquide dans une ampoule.
Soufre ← Chlore → Argon
F
  Structure cristalline orthorhombique
 
17		 Cl
  
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
   
                                           
↑
Cl
↓
Br
Tableau complet • Tableau étendu
Position dans le tableau périodique
Symbole Cl
Nom Chlore
Numéro atomique 17
Groupe 17
Période 3e période
Bloc Bloc p
Famille d'éléments Halogène
Configuration électronique [Ne] 3s2 3p5
Électrons par niveau d’énergie 2, 8, 7
Propriétés atomiques de l'élément
Masse atomique 35,453 ± 0,002 u[1]
Rayon atomique (calc) 100 pm (79 pm)
Rayon de covalence 102 ± 4 pm[2]
Rayon de van der Waals 180 pm[3]
État d’oxydation 0, ±1, +3, +5, +7
Électronégativité (Pauling) 3,16
Oxyde Acide fort
Énergies d’ionisation[4]
1re : 12,967 63 eV 2e : 23,813 6 eV
3e : 39,61 eV 4e : 53,465 2 eV
5e : 67,8 eV 6e : 97,03 eV
7e : 114,195 8 eV 8e : 348,28 eV
9e : 400,06 eV 10e : 455,63 eV
11e : 529,28 eV 12e : 591,99 eV
13e : 656,71 eV 14e : 749,76 eV
15e : 809,40 eV 16e : 3 658,521 eV
17e : 3 946,296 0 eV
Isotopes les plus stables
Iso AN Période MD Ed PD
MeV
35Cl75,77 %stable avec 18 neutrons
36Cltraces
{syn.}		301 000 ansβ-
—-—
ε / β+		0,709
—-—
1,142		36Ar
—-—
36S
37Cl24,23 %stable avec 20 neutrons
Propriétés physiques du corps simple
État ordinaire Gaz (non-magnétique)
Allotrope à l'état standard Dichlore Cl2
Masse volumique 3,214 g·l-1,

1,56 g·cm-3 (−33,6 °C)[1]

Système cristallin Orthorhombique
Couleur Vert jaunâtre
Point de fusion −101,5 °C[1]
Point d’ébullition −34,04 °C[1]
Énergie de fusion 3,203 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation 10,2 kJ·mol-1
Température critique 143,8 °C
Volume molaire 22,062×10-3 m3·mol-1
Pression de vapeur > Patm. à 20 °C
Vitesse du son 206 m·s-1 à 20 °C
Chaleur massique 480 J·kg-1·K-1
Conductivité thermique 8,9×10-3 W·m-1·K-1
Divers
No CAS 7782-50-5[5]
No E E925
Précautions
SGH[6]
Dichlore Cl2 :
SGH03 : ComburantSGH04 : Gaz sous pressionSGH06 : ToxiqueSGH09 : Danger pour le milieu aquatique
Danger
H270, H280, H315, H319, H330, H335, H400, EUH071, P220, P244, P260, P273, P280, P315, P302+P352, P304+P340, P305+P351+P338, P332+P313, P370+P376, P403 et P405
NFPA 704[7]
Transport[6]
Dichlore Cl2 :
   1017   
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.
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Le chlore est abondant dans la nature, son dérivé le plus important est le sel de table ou chlorure de sodium (NaCl). Ce dernier est nécessaire à de nombreuses formes de vie.

Le chlore, à l'état de corps simple, se présente sous la forme de la molécule de dichlore Cl2, qui est un gaz jaune-vert 2,5 fois plus dense que l'air, aux conditions normales de température et de pression. Ce gaz a une odeur suffocante très désagréable et est extrêmement toxique.

L'ion hypochlorite de l'eau de Javel contenant un atome de chlore, on dit souvent d'une eau javellisée qu'elle est « chlorée ». Il s'agit toutefois d'un abus de langage, source fréquente de confusions entre l'élément chlore, le gaz dichlore et l'ion hypochlorite. C'est sous le nom de chlore que le dichlore est en effet répertorié pour le transport des matières dangereuses par exemple.

Certains virus (norovirus par exemple[8]), certaines bactéries ou les biofilms peuvent développer une certaine résistance au chlore. Ce phénomène est d'intérêt épidémiologique[9] et écoépidémiologique.

Découverte

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Le premier chimiste à avoir isolé le dichlore est réputé être le Suédois Carl Wilhelm Scheele, en 1774. Il lui donna le nom d'acide muriatique déphlogistiqué, car il pensait que c'était un gaz composé.

Avec l'abandon du phlogistique, on crut pendant quelques années que ce gaz contenait de l'oxygène, et ce n'est qu'en 1809 que le chimiste britannique Humphry Davy prouva qu'il n'en était pas ainsi, reconnut que c'était un corps simple, et lui donna son nom actuel de chlore.

Le nom de chlore vient du grec chloros qui signifie « vert pâle », en référence à la couleur de l'élément chimique pur.

Isotopes

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Article détaillé : Isotopes du chlore.

Le chlore possède 24 isotopes connus de nombre de masse variant entre 28 et 51, ainsi que deux isomères, 34 mCl et 38 mCl. Seuls deux isotopes sont stables, 35Cl et 37Cl, et représentent la quasi-totalité du chlore naturellement présent (respectivement 75,77 et 24,23 %), le reste étant le chlore 36, un radioisotope cosmogénique présent à l'état de trace. La masse atomique standard du chlore est de 35,453(2) u. Trois isotopes du chlore (35, 36 et 37) ont des spins nucléaires, ce qui permet de les étudier par RMN[10].

Caractéristiques notables

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Dichlore gazeux.
 
Dichlore liquide.

L'élément chimique pur a la forme d'un gaz jaune-verdâtre diatomique Cl2, le dichlore cité plus haut, dans les conditions normales de température et de pression. Le chlore est produit à partir des chlorures, par oxydation et principalement par électrolyse. Avec des métaux, il forme des sels appelés les chlorures.

Le chlore se liquéfie aisément, il bout à −34 °C à pression atmosphérique. Il est transporté (ou conservé) liquide, sous pression (vers 7 bars), aux températures ambiantes : sous 6,95 bars à 21 °C[11].

Avec le fluor, le brome et l'iode, le chlore appartient à la famille des halogènes, dans le groupe 17 du tableau périodique — groupe d'éléments très électronégatifs, donc très réactifs. Il se combine aisément avec presque tous les éléments. En effet, la liaison entre les deux atomes est relativement faible (seulement 242,580 ± 0,004 kJ/mol), ce qui fait de Cl2 une molécule fortement réactive.

Des composés avec l'oxygène, l'azote, le xénon et le krypton sont connus. Ils ne se forment pas par une réaction directe entre ces éléments[12], mais qui doit être initiée par un agent externe, catalyseur ou ionisation. Bien que très réactif, le chlore n'est pas aussi réactif que le fluor. Le gaz de chlore pur, cependant, est (comme l'oxygène) un comburant et peut soutenir la combustion des composés organiques tels que les hydrocarbures, bien que le carbone composant le carburant tende à ne brûler qu'incomplètement, une grande partie demeurant sous forme de suie[13]. Ce qui montre l'affinité (relative) extrême du chlore pour l'hydrogène (comme tous les halogènes), produisant du chlorure d'hydrogène, un corps mieux lié que l'eau (l'oxyde d'hydrogène).

À 10 °C et pression atmosphérique normale, 1 L d'eau dissout 3,10 L de chlore et 1,77 L à 30 °C[14].

En solution, le chlore se trouve généralement sous forme d'ion chlorure Cl−. Cet ion est le principal ion dissous dans l'eau de mer : environ 1,9 % de la masse de l'eau de mer est celle des ions chlorure.

Utilisations

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Le chlore est un produit chimique important dans la purification de l'eau, dans les désinfectants, les agents de blanchissement ainsi que dans le gaz moutarde.

En raison de sa toxicité, le dichlore a été un des premiers gaz employés lors de la Première Guerre mondiale comme gaz de combat. Les premiers masques à gaz inventés pour s'en protéger étaient en fait des compresses ou des cagoules de toiles imbibées de thiosulfate de sodium.

Le dichlore est depuis largement utilisé pour fabriquer de nombreux objets et produits courants :

  • comme biocide, pour tuer les bactéries et autres microbes, donc pour la potabilisation de l'eau (dichlore, eau de Javel…). Le chlore a des propriétés rémanentes, ce qui signifie que son action désinfectante est valable sur tout le long du réseau de distribution d'eau. Pour purifier l'eau, on peut également utiliser le dioxyde de chlore, gaz très oxydant qui présente l'avantage de ne pas produire de chlorophénols lorsqu'il reste des traces de dérivés phénoliques dans l'eau. Ce produit est en outre décolorant et désodorisant ;
  • pour le traitement de l'eau des piscines comme biocide sous la forme de chloro-isocyanurates (par exemple le dichloroisocyanurate de sodium dihydrate pour le chlore choc) ou d'acide trichloroisocyanurique (par exemple pour le chlore lent) qui ont l'avantage de se présenter sous une forme solide[15] ;
  • pour le blanchissement du papier : autrefois on utilisait du chlore gazeux mais ce procédé était très polluant. Il a été remplacé par un procédé employant du dioxyde de chlore en combinaison avec du peroxyde d'hydrogène ;
  • pour la production d'antiseptiques, de colorants, d'insecticides, de peintures, de produits pétroliers, des plastiques (comme le PVC), des médicaments, des textiles, des dissolvants, et de beaucoup d'autres produits de consommation.

La chimie organique emploie le chlore comme oxydant et en substitution de l'hydrogène, parce que cette substitution confère souvent des propriétés intéressantes aux composés organiques, par exemple au néoprène (un caoutchouc synthétique résistant aux hydrocarbures).

Il existe d'autres emplois dans la production des chlorates, chloroforme, tétrachlorure de carbone, et dans l'extraction de brome.

En géomorphologie et paléosismologie, l'isotope 36Cl, créé par les rayons cosmiques, est utilisé pour la datation d'une surface ou la détermination d'un taux d'érosion.

Historique

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Le mot chlore vient du grec khlôros signifiant « vert pâle ».

Le dichlore est découvert en 1774 par le chimiste Carl Wilhelm Scheele en versant quelques gouttes d'acide chlorhydrique sur du dioxyde de manganèse. Scheele pense à tort qu'il contient de l'oxygène. C'est en 1810 que Humphry Davy lui attribue le nom de chlore, en insistant sur le fait que c'était en fait un élément chimique bien distinct.

À partir du XIXe siècle, le chlore, notamment sous forme d'eau de Javel, est utilisé comme désinfectant et pour le traitement de l'eau potable. Il est également utilisé pour le blanchiment des tissus dans l'industrie textile.

Dès la fin de la Seconde Guerre mondiale, le chlore est utilisé en prépondérance pour la désinfection des eaux de centres de remise en forme et de piscines publiques et privées. Le chlore est quelquefois associé à d'autres produits algicides, pour neutraliser le développement des algues dans les eaux de baignades chaudes et froides.

En 2010, le chlore intervient sous la forme du 5-chloro-uracile, remplaçant la thymine du code génétique d'une bactérie et formant un AXN (voir xénobiologie).

Sources

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Dans la nature, on ne trouve le chlore que combiné avec d'autres éléments, en particulier du sodium, sous forme de sel (chlorure de sodium : NaCl), mais également avec la carnallite et la sylvine.

L'électrolyse chlore-soude est la principale méthode de production du chlore. Elle a lieu à partir d'une solution aqueuse de chlorure de sodium : le chlore se dégage à l'anode et l'eau est décomposée à la cathode en hydrogène (qui se dégage) et en ions hydroxyde formant progressivement une solution de soude. On peut aussi électrolyser directement le sel fondu.

En laboratoire, le chlore peut s'obtenir en chauffant un mélange de solution d'acide chlorhydrique et de dioxyde de manganèse[16].

Composés

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En analyse biologique

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Le taux sanguin de chlore est appelé chlorémie. Dans le sang d'un adulte de poids moyen à jeun, il doit être compris entre 98 et 107 mEq/L.

Effets sur la santé

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Des études ont montré une influence de la chloration des piscines sur le risque d'asthme et de rhinites allergiques[17], soit à cause du chlore, soit à cause des produits secondaires ou sous-produits que son usage génère[18],[19], qui peuvent aussi en cas d'exposition chroniques affecter le personnel travaillant dans les piscines (trihalométhanes[20] ou autres[21]) qui peuvent être toxiques ou génotoxiques[22].

Le chlore irrite le système respiratoire, spécialement chez les enfants et les personnes âgées. Une forte exposition au chlore peut entraîner un asthme induit ou syndrome de Brooks. Cet asthme serait prédisposé par l'exposition chronique à l'air des piscines intérieures qui s'accompagne d'une destruction des cellules de Clara (cellules protectrices situées dans les poumons)[23].

Dans son état gazeux, il irrite les membranes des muqueuses et dans son état liquide, il brûle la peau. Il suffit de 3,5 ppm pour distinguer son odeur, mais ce gaz est mortel à partir de 1 000 ppm pour une bouffée d'environ une minute. L'exposition à ce gaz ne devrait donc pas excéder 0,5 ppm (valeur d'exposition moyenne pondérée sur 8 heures, 40 heures par semaine).

Sur les sites industriels, la détection du chlore est primordiale pour la sécurité des personnes, ainsi des détecteurs sont mis en place. L'Institut national de recherche et de sécurité (INERIS) a réalisé une étude indépendante sur cinq détecteurs de chlore à la demande de l'EXERA[24].

Son utilisation pour la désinfection de l'eau potable ou des piscines génère des sous-produits dangereux, dont certains gazeux comme les chloramines, particulièrement au contact de la sueur et de l'urine[23]. Certains sont toxiques, d'autres peuvent entraîner des défauts de naissance, d'autres encore sont génotoxiques et enfin certains sont des cancérigènes connus[25],[26].

D'autres effets secondaires du chlore dans l'eau potable seraient liés à ses caractéristiques très oxydantes avec pour conséquences des irritations de la peau et une sensation de sécheresse en bouche conduisant parfois à un défaut d'hydratation. La plupart des filtres à base de charbon actif éliminent facilement le chlore par adsorption, au risque toutefois d'entraîner alors dans le réservoir à température ambiante une prolifération microbienne[27].

Notes et références

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  1. ↑ a b c et d (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, , 90e éd., 2804 p., Relié (ISBN 978-1-420-09084-0)
  2. ↑ (en) Beatriz Cordero, Verónica Gómez, Ana E. Platero-Prats, Marc Revés, Jorge Echeverría, Eduard Cremades, Flavia Barragán et Santiago Alvarez, « Covalent radii revisited », Dalton Transactions,‎ , p. 2832 - 2838 (DOI 10.1039/b801115j)
  3. ↑ Paul Arnaud, Brigitte Jamart, Jacques Bodiguel, Nicolas Brosse, Chimie organique 1er cycle/Licence, PCEM, Pharmacie, Cours, QCM et applications, Dunod, , 710 p., Broché (ISBN 2100070355)
  4. ↑ (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, TF-CRC, , 87e éd. (ISBN 0849304873), p. 10-202
  5. ↑ Base de données Chemical Abstracts interrogée via SciFinder Web le 15 décembre 2009 (résultats de la recherche)
  6. ↑ a et b Entrée « Chlorine » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 21 août 2018 (JavaScript nécessaire)
  7. ↑ (en) « CHLORINE : Lung Damaging Agent », sur cdc.gov.
  8. ↑ (en) L. J. Podewils et al., « Outbreak of norovirus illness associated with a swimming pool », Epidemiology and infection, vol. 135, no 5,‎ , p. 827-833 (ISSN 0950-2688, e-ISSN 1469-4409, OCLC 664251550, PMID 17076938, PMCID PMC2870624, DOI 10.1017/S0950268806007370, JSTOR 4621127, lire en ligne, consulté le ).
  9. ↑ (en) Darla M. Goeres, T. Palys, B. B. Sandel et J. Geiger, « Evaluation of disinfectant efficacy against biofilm and suspended bacteria in a laboratory swimming pool model », Water research, vol. 38, no 13,‎ , p. 3103-3109 (ISSN 0043-1354, OCLC 111603748, PMID 15261549, DOI 10.1016/j.watres.2004.04.041).
  10. ↑ (en) Tarasov V.P., Guerman K.E., Simonoff G. et. all., 36Cl-NMR Parameters for Molten Salt Reprocessing Analyses:Quadrupole Moment, Spin-Lattice Relaxation and SternheimerAntishielding Factor for Chloride and Perchlorate Ion . Available from: https://www.researchgate.net/publication/358875334_Cl-NMR_Parameters_for_Molten_Salt_Reprocessing_Analyses_Quadrupole_Moment_Spin-Lattice_Relaxation_and_Sternheimer_Antishielding_Factor_for_Chloride_and_Perchlorate_Ions [accessed Jul 05 2023]., Pontresina, NRC, , 500 p. (lire en ligne), p. 641 - 644
  11. ↑ « L’encyclopédie des gaz », Air Liquide.
  12. ↑ Merck Index of Chemicals and Drugs, 9e éd.
  13. ↑ Lange's Handbook of Chemistry, 10th ed
  14. ↑ (en) « Chlorine », sur WebElements.com, Mark Winter [The University of Sheffield and WebElements Ltd, UK] (consulté le ).
  15. ↑ (en) Christian Zwiener, Susan D. Richardson, David M. De Marini, Tamara Grummt, Thomas Glauner et Fritz H. Frimmel, « Drowning in Disinfection Byproducts? Assessing Swimming Pool Water », Environmental Science & Technology, vol. 41, no 2,‎ , p. 363-372 (ISSN 0013-936X, e-ISSN 1520-5851, OCLC 110404049, PMID 17310693, DOI 10.1021/es062367v, lire en ligne).
  16. ↑ Collectif, Mémento Larousse, Larousse, , 956 p., p. 682.
  17. ↑ Alfred Bernard, Catherine Voisin et Marc Nickmilder, « Risques d’asthme et d’allergie associés à la fréquentation des piscines désinfectées au chlore », Louvain médical, vol. 126, no 10,‎ , p. 212-216 (ISSN 0024-6956, OCLC 191667864, lire en ligne).
  18. ↑ (en) Ricardo Cantú, Otis Evans, Fred K. Kawahara, Larry J. Wymer et Alfred P. Dufour, « HPLC Determination of Cyanuric Acid in Swimming Pool Waters Using Phenyl and Confirmatory Porous Graphitic Carbon Columns », Analytical Chemistry, vol. 73, no 14,‎ , p. 3358-3364 (ISSN 0003-2700, e-ISSN 1520-6882, OCLC 4666091663, PMID 11476236, DOI 10.1021/ac001412t).
  19. ↑ (en) Edmondo Canelli, « Chemical, Bacteriological, and Toxicological Properties of Cyanuric Acid and Chlorinated Isocyanurates as Applied to Swimming Pool Disinfection : A Review », American Journal of Public Health, vol. 64, no 2,‎ , p. 155-162 (ISSN 0090-0036, OCLC 4814008797, PMID 4594286, PMCID PMC1775396, DOI 10.2105/ajph.64.2.155, lire en ligne).
  20. ↑ (en) J. Caro et M. Gallego, « Assessment of Exposure of Workers and Swimmers to Trihalomethanes in an Indoor Swimming Pool », Environmental Science & Technology, vol. 41, no 13,‎ , p. 4793-4798 (ISSN 0013-936X, e-ISSN 1520-5851, OCLC 165211189, PMID 17695931, DOI 10.1021/es070084c).
  21. ↑ (en) Vasilios Sakkas, Dimosthenis L. Giokas, Dimitra A. Lambropoulou et Triantafyllos A. Albanis, « Aqueous photolysis of the sunscreen agent octyl-dimethyl-p-aminobenzoic acid: Formation of disinfection byproducts in chlorinated swimming pool water », Journal of Chromatography A, vol. 1016, no 2,‎ , p. 211-222 (OCLC 4923816800, PMID 14601840, DOI 10.1016/S0021-9673(03)01331-1).
  22. ↑ (en) Susan D. Richardson et al., « What’s in the Pool? A Comprehensive Identification of Disinfection By-products and Assessment of Mutagenicity of Chlorinated and Brominated Swimming Pool Water », Environmental Health Perspectives, vol. 118, no 11,‎ , p. 1523–1530 (ISSN 0091-6765, PMID 20833605, PMCID PMC2974688, DOI 10.1289/ehp.1001965, JSTOR 40963835, lire en ligne [PDF]).
  23. ↑ a et b Alfred Bernard de l'université de Louvain-la-Neuve cité dans GHI, 15-16 septembre 2010, Chlore dangereux pour les poumons des bébés, p. 23.
  24. ↑ INERIS, Sécurité industrielle : Évaluation des performances des détecteurs fixes de fluorure d'hydrogène (HF) (lire en ligne), p. 3
  25. ↑ (en) Debra Levey Larson, « What's in your Water?: Disinfectants Create Toxic By-products », sur ACES News, College of Agricultural, Consumer and Environmental Sciences - University of Illinois at Urbana-Champaign, (consulté le ).
  26. ↑ (en) Susan D. Richardson, Michael J. Plewa, Elizabeth D. Wagner, Rita Schoeny et David M. DeMarini, « Occurrence, genotoxicity, and carcinogenicity of regulated and emerging disinfection by-products in drinking water: a review and roadmap for research », Mutation research, vol. 636, nos 1-3,‎ , p. 178-242 (ISSN 1383-5742, OCLC 182544231, PMID 17980649, DOI 10.1016/j.mrrev.2007.09.001).
  27. ↑ Benoît Saint Girons, La qualité de l'eau, Paris, Médicis, , 218 p., p. 24, 36, 63

Voir aussi

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Articles connexes

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Liens externes

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